UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
1. RAPPORTI, PERCENTUALI, GRAFICI
Fin dall’antichità gli esseri umani han-no osservato la natura e hanno cercato di carpirne i misteri. I primi, e più semplici, strumenti per raccogliere informazioni sul mondo sono stati i sensi: il tatto, la vista, l’udito, il gusto e l’olfatto. E anche il modo di comunicare le esperienze dei sensi era all’inizio molto semplice.
Nel corso della storia, poi, gli studiosi
hanno sviluppato strumenti che potessero fornire informazioni e dati più affidabili di quelli che provengono dai sensi. Il linguag-gio della scienza è diventato così, almeno in parte, un linguaggio matematico. Sia che ci apprestiamo a studiare la fisica, la chimi-ca, la biologia o – come nel nostro caso – le scienze della Terra, dobbiamo quindi sape-re utilizzare gli strumenti della matematica.
In questo paragrafo, al quale potrete ri-tornare – anche in futuro – quando avre-te dei dubbi, prenderemo in esame, o ri-chiameremo alla memoria, concetti come i rapporti, le proporzioni, le percentuali. Di questi concetti gli scienziati si servono spesso, per fare confronti o paragoni. Inol-tre ripasseremo come interpretare i grafici e i dati che essi contengono..
■ Rapporti Immagina di comprare un regalo di com-pleanno per un amico – da parte tua e di al-tri due compagni – e di spendere 25 euro e 20 centesimi. Per sapere quanto viene a costare a ciascuno di voi, devi eseguire una semplice divisione:
25,20 : 3 = 8,40 Questa operazione è anche detta rapporto: la spesa di ciascun amico si ottiene come rapporto tra il costo totale del regalo e il nu-mero di amici che partecipano.
Spesso le formule che si incontrano nello studio delle scienze sono scritte sotto forma di rapporti. Per esempio, vedrete più avan-
ti che la velocità lineare (v) di un corpo in movimento è data dal rapporto tra lo spo-stamento (s) e il tempo (t) impiegato per compiere lo spostamento:
n
d= r
Se teniamo fisso il de-nominatore e aumen-tiamo il numeratore ...
... aumenta anche il risultato del rapporto.
v = s : tche si può scrivere anche:
tvs
=
n
d= r
Se teniamo fisso il nu-meratore e aumentia-mo il denominatore ...
... il rapporto invece di-minuisce.
numeratore
denominatore
■ ProporzioniSupponete di aver fatto una foto digita-le orizzontale (in formato 3:2) e di volerla stampare in modo che abbia la stessa altez-za della copertina di un blocco note che ha un’altezza di 16 cm. Quale dovrà essere la base della fotografia?
La risposta a questa domanda si tro-va utilizzando una semplice proporzione, cioè l’uguaglianza di due rapporti. Vedia-mo quali sono i passaggi.
Il rapporto tra base e altezza della foto di-gitale è lo stesso anche nella foto stampata. L’uguaglianza dei due rapporti è:
altezzabase
altezzabase
(foto .)
(foto stamp)
( .)
( .)
stampfoto dig
foto dig=
che più in generale si scrive:
ba
dc
=
oppurea:b = c:d
La proprietà fondamentale delle proporzio-ni dice che «il prodotto dei medi è uguale al prodotto degli estremi»:
a × d = b × c
Questa proprietà si può utilizzare per rica-vare un valore incognito. Nelll’esempio:
altezza (foto dig.) × base (foto stamp.) = = base (foto dig.) × altezza (foto stamp.)
ovvero2 × base
(foto stamp.) = 3 × 16 cm
e cioè2 × base (foto stamp.) = 48 cm
da cui si ricava che la base della foto stam-pata dovrà essere di 24 cm (48 cm:2).
■ Frazioni e percentualiI rapporti ci servono anche per esprimere frazioni e percentuali di un insieme. Cir-ca 1/5 dell’aria sulla Terra è costituita da os-sigeno. Questa stessa informazione può es-sere espressa come percentuale: l’ossigeno costituisce circa il 20% dei gas che compon-gono l’aria. La percentuale è un particola-re tipo di rapporto che ha come denomina-tore 100. Il valore 20% si può scrivere an-che così:
,0 2010020=
Quando ci viene fornita una percentuale ri-ferita a un numero preciso, possiamo co-struire una proporzione. Per esempio, se in un campione di roccia che pesa 3 kg il 40% in peso è costituito da ferro, la proporzione si imposta tenendo conto che il 40% corri-sponde al ferro (di cui non conosciamo il
peso) e il 100% a tutta la roccia (che pesa 3 kg).Quindi scriveremo:
40 : x = 100 : 3e cioè:
, kgx 10040 3 1 2#
= =
Percentuale
110
15
14
13
12
23
34
11
Frazione
10% 20% 25% 33,3% 50% 66,6% 75% 100%
■ I graficiUn modo intuitivo per esprimere frazio-ni e percentuali è quello di usare i grafi-ci a torta. Nelle scienze si utilizzano mol-ti tipi diversi di grafico, a seconda delle in-formazioni che si vogliono mettere in evi-denza. Per esempio in questo libro vedre-te spesso dei diagrammi cartesiani. Sono grafici che mostrano come varia una gran-dezza il cui valore è indicato su un asse ver-ticale (asse y o asse delle ordinate), al variare di una grandezza il cui valore è indicato su un asse orizzontale (asse x o asse delle ascis-se). Ogni punto del grafico è determinato da una coppia di valori, uno per l’asse x e uno per l’asse y.
Collegando i punti si ottiene una linea spezzata che fornisce una raffigurazione dell’andamento del fenomeno (ad esem-
IMPARA A IMPARARE
• Nell’esempio del regalo che cosa bisogna fare se si vuole diminuire la spesa per ciascun amico?
• Prova a scrivere una proporzione e verificane la validità controllando se il prodotto dei medi è uguale a quello degli estremi.
• Se a vale 9 e d vale 42, trova due coppie di valori per b e c per i quali la proporzione sia valida:
b .......... c ..........
b .......... c ..........
• Quale tipo di grafico è più adatto per rappre-sentare le percentuali?
pio come variano le temperature massime mensili durante l’anno, a Milano).
Se vogliamo confrontare fra loro i valo-ri che una stessa grandezza assume in si-tuazioni diverse è preferibile invece usare un grafico a barre. Ad esempio, per con-
frontare le emissioni di anidride carboni-ca di diversi paesi, posso porre su un asse i nomi dei paesi in esame e a ciascuno asso-ciare una colonna (o «barra») alta quanto il valore corrispondente di emissioni (ripor-tato sull’altro asse).
azoto (78%)
argon (0,9%)
ossigeno (21%)
anidride carbonica e altri gas (0,1%)
L’area della torta rappre-senta il 100%; le singole percentuali sono rappre-sentate con fette di co-lore diverso e ampiezza proporzionale.
Composizione dell’aria
30°C
20
G F M A M G L A S O N D
10
0
Temperature medie mensili (massime) a Milano
Stati Uniti
Miliardi di tonnellate di anidride carbonica emessi nel 2005
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2. MULTIPLI, SOTTOMULTIPLI, ANGOLI
Nelle scienze i numeri possono essere mol-to grandi, come per le distanze tra le stel-le, o molto piccoli, come per le dimensioni di certi microrganismi. In questi casi scri-vere i valori in modo tradizionale può cre-
are grandi difficoltà: potremmo riempire di zeri righe intere di quaderno! Per que-sto motivo si usano multipli e sottomulti-
pli del 10 nei sistemi di unità di misura, ed è per la stessa ragione che si usano le poten-
ze di 10 e la loro notazione esponenziale. In questo libro ci saranno utili inoltre al-
cune conoscenze di geometria, che richia-miamo in breve: gli angoli e i concetti col-legati di ortogonalità e parallelismo.
■ Multipli e sottomultipliIl kilometro è un multiplo del metro, cioè un metro moltiplicato per 10 un certo numero di volte (in questo caso 1000 metri).
Un multiplo di un numero a è un numero b ottenuto dalla molti-plicazione di a per un numero intero. Per esempio 12 è un multiplo di 3, perché si ottiene moltiplicando 3 per 4; ma è anche un multi-plo di 1, di 2, di 4 e di 6. Viceversa, un sottomultiplo di un numero a è un numero intero b per cui a è divisibile: per esempio 1, 2, 3, 4 e 6 sono sottomultipli di 12.
L’uso dei multipli e sottomultipli del 10 nelle unità di misu-ra è frequente, perché consentono di usare numeri «comodi»: per esempio scriveremo 170 km (kilometri) anziché 170 000 m (metri).
Le equivalenze tra le unità di misura e i loro multipli e sottomul-tipli sono regolate dalle potenze di 10. Ad esempio, 1 km corrispon-de a 103 m. 1 cm (centimetro) corrisponde invece a 10–2 m, e di con-seguenza 1 m corrisponde a 102 cm.
■ Potenze di 10 e notazione esponenzialeCapita di utilizzare numeri molto grandi o molto piccoli. C’è un modo per condensare questi numeri usando le potenze di 10.
Posso scrivere:
10n = 10 w 10 w … w 10 (n volte) se n (detto esponente) è positivo,
100 = 1 se l’esponente è zero,
10−n = 10
1n = 0,00 ... 01 (con n zeri, incluso quello che precede la
virgola) se l’esponente è negativo.
Esiste una regola per ricordare: il risultato di una potenza di die-ci contiene un numero di zeri uguale all’esponente. Per esempio:
104 = 10 000 (4 zeri)10–3 = 0,001 (3 zeri)
Tutti i numeri si possono rappresentare come il prodotto di un nu-mero compreso tra 1 e 9 e una potenza in base dieci:
1500 = 1,5 × 103
0,05 = 5 × 10–2
Questo metodo è noto come notazione esponenziale.Per lavorare con la notazione esponenziale è utile ricordare due
proprietà delle potenze: moltiplicazione 10m × 10n = 10m+n
divisione 10m : 10n = 10m–n
Invece, per sommare o sottrarre potenze in base dieci occorre pri-ma portare entrambi i termini alla stessa potenza e poi sommare o sottrarre le basi. Ad esempio:
8 × 108 – 4 × 107
deve essere trasformata in:8 × 108 – 0,4 × 108
dalla quale si ottiene:(8 – 0,4) × 108 = 7,6 × 108
■ AngoliSe tracciamo su un piano (per esempio un foglio) due semirette con l’origine in comu-ne (due linee che partano dallo stesso pun-to), queste dividono il piano in due parti. Ciascuna parte (indicata in figura con un colore diverso) individua un angolo.
In questo libro gli angoli sono misura-ti in gradi: il grado (°) è la 360-esima parte dell’angolo giro. Si usano anche i sottomul-tipli del grado: la 60-esima parte di un gra-do è detta primo (�) e la 60-esima parte del primo è detta secondo (�).
Un angolo che misuri 90° (1/4 dell’ango-lo giro) è detto angolo retto. Un angolo si dice acuto se è minore di un angolo retto, ottuso se è maggiore.
Angolo generico 35° 15´ 20˝
Angolo giro (semirette coincidenti) 360°
Angolo nullo (semirette coincidenti) 0°
Angolo piatto (semirette opposte) 180°
Angolo retto (metà angolo piatto) 90°
O
O
O
O
O
IMPARA A IMPARARE
• La luce percorre in un secondo circa 300000 km. Scrivi il numero in notazione esponen-ziale.
• Il raggio di un atomo d’idrogeno è circa 0,00000000001 m. Scrivi il numero in nota-zione esponenziale.
• A quanti secondi equivale un grado?
• A che frazione di angolo giro equivale la somma di 3 angoli retti?
• Consideriamo un piano e una retta ortogona-le al piano. In che relazione sono le rette del piano con la retta perpendicolare ad esso?
• Che relazione c’è tra rette ortogonali a piani paralleli?
• E tra rette parallele a piani ortogonali?
Rette ortogonali (o perpendicolari)
Retta ortogonale a un piano
Piani ortogonali
Rette parallele
Retta parallela a un piano
Piani paralleli
■ Parallelismo e ortogonalitàSe con il righello tracciamo due rette su
un foglio, si possono verificare tre diverse situazioni:• le rette s’intersecano in un punto;• le rette non hanno punti in comune;• le rette hanno tutti i punti in comune,
cioè sono sovrapposte.Due rette del piano si dicono ortogonali o
perpendicolari se s’intersecano formando 4 angoli retti. Sono perpendicolari le ret-te che su una mappa congiungono Nord e Sud, Est e Ovest, le righe e le colonne di un quaderno a quadretti, i lati contigui di un rettangolo. Se invece le rette non hanno punti in comune sono dette parallele.
Sono paralleli i binari del treno, le linee che delimitano una carreggiata, i lati oppo-sti di un rettangolo.
I concetti di parallelismo e ortogonalità si possono estendere a un piano e a una ret-ta esterna al piano, o a due piani, come mo-strato in figura.
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■ Misurare le grandezze Le grandezze d’interesse per la scienza sono quelle che è possibile misurare. Grandezze come la distanza e il tempo sono misurabili: è possibile stabilire, per mezzo di appositi strumenti (un righello, un cronometro), quante volte una specifica unità di misura (il metro, il secondo) è contenuta in ciascuna grandezza.
Il risultato di queste misure è una quantità dimensionata, cioè un numero che moltiplica un’unità di misura: ad esempio, una pi-scina olimpionica è lunga 50 m, dove m indica il metro. Il numero 50 rappresenta una quantità adimensionata: è l’unità di misura m a specificare che quel numero rappresenta una lunghezza. Dire che una piscina è lunga 50 m significa dire che l’unità di misura di lun-ghezza – il metro – è contenuta 50 volte nella lunghezza della pi-scina.
Questo dato è significativo per la scienza perché è possibile con-frontarlo con il risultato ottenuto con altre misure di lunghezza.
0 m
50 m
Sarete d’accordo sul fatto che è impossibi-le stabilire se è più buona una mela o una pera, ma è invece possibile stabilire se una mela pesa più di una pera. La massa, a dif-ferenza della bontà, è una grandezza fisica con una precisa unità di misura (il gram-mo).
Nel corso della storia, ogni popolazio-ne ha definito in modo diverso le proprie unità di misura. Con l’aumento dei com-merci e delle comunicazioni, si è capito che era necessario definire le unità di misura delle singole grandezze univocamente, con regole precise.
Per lo studio delle materie scientifiche è fondamentale conoscere grandezze e unità di misura, e usare quelle indicate come va-lide per tutti dal Sistema Internazionale.
■ Il Sistema Internazionale La comunità scientifica internazionale ha individuato sette gran-dezze fisiche che ha definito come grandezze fondamentali: la lun-ghezza, la massa, il tempo, la corrente elettrica, la temperatura, la quantità di sostanza e l’intensità luminosa.
Vedremo che dalla combinazione delle sette grandezze fonda-mentali si possono ricavare tutte le grandezze usate in scienze della Terra, ma anche in fisica, chimica e biologia.
Negli Stati Uniti d’America le distanze spesso sono misurate in miglia e non in kilometri come in Italia: miglia e kilometri sono due diverse unità di misura della lunghezza.
Per convenzione, dal 1960, a ognuna delle sette grandezze fisiche fondamentali sono stati assegnati un simbolo e un’unità di misu-ra. Il sistema fondato su queste unità di misura è conosciuto come Sistema Internazionale (SI).
Quando si vogliono esprimere le distanze tra i pianeti e o quelle che separano le stel-le, anche l’utilizzo dei multipli del metro di-venta scomodo, perché i numeri sono dav-vero molto grandi.
Per esempio, la distanza media tra la Ter-ra e il Sole vale 149,6 Gm (1,496 × 1011 m),
eppure, tra quelle astronomiche, è una del-le distanze più piccole!
Si è deciso di ovviare a questa scomodità definendo una nuova unità di misura della lunghezza: l’unità astronomica (che si in-dica con U.A.), la quale corrisponde pro-prio a 1,496 × 1011 m.
Per esprimere poi distanze sensibilmente più grandi, è stata introdotta una seconda
unità di misura: l’anno-luce (a.l.), che cor-risponde alla distanza percorsa dalla luce in un anno.
Considerando che la luce nel vuoto si muove alla velocità di circa 300 000 km/s e che in un anno ci sono 31 536 000 secon-di, la luce in un anno percorre circa 9461 miliardi di kilometri. Questo valore corri-sponde appunto a un anno-luce.
1 U.A. = 149 600 000 km
La distanza Terra-Sole
TerraSolecentro dellaGalassia
100 000 a.l.
27 000 a.l.
Sistema solare
Le distanzenella nostra galassia
■ Unità di misura derivateAbbiamo appena visto che la velocità della luce è pari a 300000 km/s. La velocità è un esempio di grandezza derivata, ottenuta dal-la divisione di una lunghezza per il tempo (torneremo nel prossimo paragrafo sull’argomento).
Le grandezze derivate, e quindi le loro unità di misura, si otten-gono dalla combinazione algebrica (moltiplicazioni e divisioni) delle grandezze fondamentali.
Le unità di misura delle grandezze derivate si possono sempre esprimere in funzione delle unità del SI; per esempio, l’unità di mi-sura della carica elettrica, il coulomb (C) si ottiene dalla moltiplica-zione di ampère (A) e secondo (s): 1 C = 1 A × s.
Definizionedell’unità
di misura SI
Simbolodell’unitàdi misura
1 N = 1 kg • m/s2
1 Pa = 1 N/m2
1 J = 1 N • m
1 W = 1 J/s
1 C = 1 A • s
Grandezzafisica
area
volume
densità o massavolumica
forza
pressione
energia, lavoro,calore
velocità
accelerazione
potenza
carica elettrica
Nomedell’unitàdi misura
metro quadro
metro cubo
kilogrammoal metro cubo
newton
pascal
joule
watt
metri al secondo
metri al secondoquadrato
coulomb
m2
m3
kg/m3
N
Pa
J
m/s
m/s2
W
C
■ Ragionare con gli ordini di grandezza È molto importante avere sempre un’idea approssimativa delle mi-sure delle grandezze di cui ci occupiamo: dobbiamo sapere, per esempio, che la distanza media tra gli atomi di un diamante è cir-ca 10–10 m, mentre il raggio medio della Terra è circa 107 m, proprio
• La misura di una distanza non è sempre possibile con un semplice righel-lo. Come misureresti la distanza dalla tua casa alla scuola?
• Qual è l’unità di misura che normalmente usi per indicare la temperatura?
• Quali sono i multipli e i sottomultipli del metro e del kilogrammo?
• Qual è l’unità di misura dell’energia?
• Di che ordine di grandezza è l’area della tua camera?
IMPARA A IMPARAREdiametro della nostra Galassia
distanza Terra-Luna
massa del Sole
massa di un uomo
massa dell’atomo di idrogeno
Tipo di grandezza
Ordine di grandezza
Grandezza
1017 s
10-8 s
1021 m
108 m
10-10 m
1033 g
105 g
10-24 g
109 s
età dell’Universo
TEMPO
DISTANZA
MASSA
durata della vita di un uomo
tempo che impiega la lucead attraversare una stanza
distanza tra gli atomidi un diamante
come sappiamo che un’automobile può costare circa 20000 euro mentre una pizza ci costerà circa 5 euro. In altre parole, dobbia-mo saper ragionare utilizzando gli ordini di grandezza. L’ordine di grandezza di un numero è la potenza di dieci più vicina a quel nu-mero, di cui costituirà quindi una buona approssimazione.
Per esempio, la distanza media della Luna dalla Terra misura 384 400 km, ovvero 3,844 × 108 m. Ecco perché l’abbiamo indicato come una lunghezza dell’ordine di 108 m.
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4. ALCUNE GRANDEZZE CHE CI SERVIRANNO
■ Velocità e accelerazioneVelocità e accelerazione sono grandezze fisiche di cui hai esperien-za diretta. La velocità esprime la relazione tra uno spostamento e il tempo necessario per effettuarlo. La velocità media (v
m) è il risul-
tato del rapporto tra lo spazio (s) percorso e il tempo (t) impiega-to per percorrerlo:
ts
vmD
D=
dove D (si legge delta) indica la variazione.Poiché nel SI le unità di misura di spazio e tempo sono, ri-
spettivamente, metro e secondo, la velocità si esprime in m/s. Sul tachimetro delle automobili leggete invece la velocità espres-sa in kilometri all’ora (km/h). Per passare da un valore di veloci-tà espresso in km/h al valore equivalente in m/s, è sufficiente di-videre per 3,6.
La velocità di propagazione della luce nel vuoto è costante ed è pari a 3 × 108 m/s, ma in natura per lo più i corpi hanno velocità che variano nel tempo.
Per esempio una persona che corre parte da ferma, poi aumen-ta la velocità, rallenta e infine si ferma: in ogni istante ha una velo-cità diversa. Questa variazione di velocità nel tempo viene espres-
sa dall’accelerazione, che è il rapporto tra la variazione di velocità e l’intervallo di tempo:
ta
vmD
D=
Nel SI, l’accelerazione si esprime in m/s2. Quando la velocità au-menta, l’accelerazione è positiva; se la velocità diminuisce, l’acce-lerazione è negativa. Anche l’accelerazione, come la velocità, può essere costante o può variare nel tempo. Ad esempio, se lasciamo cadere un oggetto da una certa altezza, la sua velocità cresce con un’accelerazione costante g = 9,8 m/s2, che è l’accelerazione di gra-vità dovuta all’attrazione della Terra.
accelerazione (m/s2 )
tempo (s)
velo
cità
(m/s
)
velo
cità
(m/s
) tempo (s)
dis
tanz
e (m
)
■ Massa e pesoQuando lanci una palla avverti di stare esercitando una forza, per-ché compi uno sforzo muscolare. Forza è anche quella che l’acqua esercita sulle pale di un mulino o quella che risentono gli oggetti di ferro attirati da una calamita. In fisica il concetto di forza è associa-to a una variazione di velocità, cioè a un’accelerazione. In formule:
F = m × adove F è la forza, a l’accelerazione e m la massa. La forza si misura in newton con uno strumento detto dinamometro, costituito da una molla racchiusa in un cilindro graduato.
La massa, la cui unità di misura è il kilogrammo, è la quanti-tà di materia di un corpo che si può misurare con una bilancia a
due piatti. Su un piatto si pone l’oggetto di cui si vuole conoscere la massa e sull’altro si mettono campioni di massa nota, finché si rag-giunge l’equilibrio. La massa è una proprietà caratteristica dei cor-pi e quindi non cambia anche se cambia il luogo in cui si compie la misura: per esempio, una bilancia in equilibrio sulla Terra lo è an-che sulla Luna.
Il peso di un corpo, invece, è la forza che risulta dall’effetto del-la forza di gravità (responsabile della tendenza degli oggetti a cade-re verso il basso) sulla massa del corpo. L’accelerazione di gravità è diversa da luogo a luogo (sulla Luna è sei volte più bassa che sulla Terra) e quindi il peso di un oggetto varia in modo corrispondente.
kg
sulla Luna
sulla Terra
kg
Sulla Luna, un astronauta si sente più leggero, anche se la sua mas-sa è rimasta la stessa.
Il peso P si misura in newton ed è proporzionale alla massa m e all’accelerazione di gravità g:
■ Densità Prendiamo tre bottiglie con lo stesso volume (per esempio 1 litro) e riempiamole con sostanze diverse: la prima con acqua, la secon-da con olio e l’ultima con sabbia. Se misuriamo le tre masse con una bilancia a piatti uguali troveremo valori diversi. Un litro di sab-bia ha una massa ben superiore rispetto a un litro d’acqua o d’olio. Analogamente un litro d’olio ha una massa inferiore rispetto a un pari volume d’acqua. Il rapporto tra la massa m di una sostanza e il volume che occupa definisce la densità d della sostanza:
d = m/VAcqua, olio e sabbia hanno differenti densità. 1 kg di sabbia occu-pa un volume minore rispetto ad 1 kg d’olio. Questa differenza fa sì che se versiamo in un bicchiere d’acqua olio o sabbia, il primo gal-leggia e la seconda si deposita sul fondo. Una differenza di densità sta anche alla base del galleggiamento dei cubetti di ghiaccio nell’ac-
acquaolio
sabbiaacqua
qua o degli iceberg nell’oceano. A differenza di tutte le altre sostan-ze, l’acqua allo stato solido (ghiaccio) è meno densa che allo stato li-quido, quindi galleggia.
Nel SI l’unità di misura della densità è kg/m3. Talvolta viene espressa anche in g/cm3 e, per i gas – considerando che 1 dm3 è pari a un litro (L) – in g/L.
■ Pressione Perché sugli sci non si affonda nella neve? Per spiegare questo fenomeno dobbiamo introdurre una nuova grandezza derivata: la pressione (p), che esprime il rapporto tra una forza (F), in questo caso la forza-peso, e la superficie (S) su cui essa viene esercitata:
SpF
=
Con gli sci il nostro peso si distribuisce uni-formemente su una superficie maggiore e quindi la pressione che il nostro corpo eser-
cita sulla neve è minore; dunque non spro-fondiamo. Nel SI l’unità di misura della pressione è il pascal (Pa), pari a:
1 Pa = 1 Nm1 2 = 1 kg × m–1 × s–2
Oltre al pascal, è possibile usare anche al-tre unità di misura, come l’atmosfera (1 atm = 101325 Pa), il millimetro di mer-curio (1 mm Hg = 133,322 Pa) e il millibar (1 mbar = 100 Pa). Un’atmosfera corrispon-de alla pressione dell’aria al livello del mare.
IMPARA A IMPARARE
• Osserva il diagramma della velocità: come rappresenteresti il moto di un corpo che si muove con velocità costante per un certo tempo, poi si ferma e resta in quiete gli istanti successivi?
• Sul pianeta Marte l’accelerazione di gravità è pari a circa 1/3 di quella sulla Terra. Come varierebbe il tuo peso sulla superficie mar-ziana?
• Fai l’esempio di sostanze o di oggetti di uso quotidiano che hanno densità tra loro molto diverse. Come ti accorgi della differenza?
• A quanti mbar equivale 1 atm?
• Perché l’energia e il calore hanno la stessa unità di misura?
■ Energia, calore e temperatura Avrete sentito parlare di energia solare o elettrica: è importante sapere cosa si intende con il termine energia. L’energia è la capa-cità di un corpo di eseguire lavoro e trasfe-rire calore. Energia e calore, infatti, hanno la stessa unità di misura nel SI: il joule (J).
1 J = 1 N × m = 1 kg m
s2
2#
Il calore, quindi, è una modalità di trasferi-mento dell’energia da un corpo caldo a uno freddo, che dipende anche dalla massa dei corpi coinvolti. Quando usiamo un termo-metro per sapere quale dei due corpi è più freddo, non misuriamo né l’energia né la quantità di calore (che si misura con il ca-lorimetro), ma la sua temperatura, cioè lo stato che dipende dall’agitazione (termica) delle particelle che lo costituiscono.
La temperatura è una grandezza fonda-
273,15
-273,15 0
0
100
100
200
200
-200
-100
300
400
500
scala Celsius scala kelvin
mentale e la sua unità di misura nel SI è il kelvin (K). È comune anche l’uso della scala Celsius, o centigrada (°C); un kelvin corrisponde a un grado centigrado, ma a
0 °C corrispondono 273,15 K. Quindi per ricavare la temperatura in kelvin cono-scendo quella in gradi Celsius si applica l’equazione: T (K) = t (°C) + 273,15
UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
5. ATOMI, MOLECOLE, ELEMENTI E COMPOSTI
La grandissima varietà di sostanze che ci circonda è il risultato della combinazione di alcune minuscole particelle di materia, tutte molto simili tra loro: gli atomi.
In natura esistono 92 tipi diversi di atomi e a ciascuno corrisponde un elemento; per esempio, sono elementi il carbonio, l’ossi-geno, il ferro. Ma esistono anche elemen-
ti ricavati in laboratorio, perciò gli elementi conosciuti sono più di un centinaio.
Gli atomi di un elemento sono in genere identici tra loro ma sono diversi dagli ato-mi degli altri elementi.
Negli schemi e nelle formule della chi-mica, ogni elemento è rappresentato da un simbolo, che deriva dall’iniziale (o da due
lettere) del suo nome; per esempio si usa C per indicare il carbonio, Fe per il ferro.
All’interno dell’atomo ci sono particelle ancora più piccole: gli elettroni, i protoni e i neutroni. Le interazioni tra queste particel-le spiegano la tendenza degli atomi a unirsi e formare le molecole oppure a trasformarsi in ioni, atomi elettricamente carichi.
■ Gli atomi e la loro strutturaIl nome atomo viene dal greco àtomos, che vuol dire indivisibile. In realtà l’atomo è costituito da particelle ancora più piccole (dette su-
batomiche): i protoni, i neutroni e gli elettroni. Protoni e neutroni hanno massa confrontabile (1,67 × 10−27 kg) ma diversa carica elet-trica: un protone ha carica positiva (unitaria), mentre il neutrone ha carica nulla. Gli elettroni possiedono invece una carica unitaria ne-gativa e una massa molto più piccola (9,1 × 10−31 kg).
Poiché l’atomo è elettricamente neutro, protoni ed elettroni de-vono esservi presenti in egual numero. Il numero di protoni, come vedremo, è caratteristico di tutti gli atomi di uno stesso elemento: si chiama numero atomico e si indica con Z. Per esempio, tutti gli atomi di idrogeno hanno un solo elettrone e un solo protone (Z=1); tutti gli atomi di carbonio hanno sei elettroni e sei protoni (Z=6). Il numero atomico individua perciò uno specifico elemento.
Il numero di protoni più il numero di neutroni costituisce invece il numero di massa atomica (A) di un elemento.
Protoni e neutroni compongono il nucleo, mentre gli elettroni si muovono attorno in regioni di spazio ben definite e chiamate or-
bitali. Ogni orbitale può ospitare al massimo due elettroni e corri-sponde a un certo livello energetico, determinato dalla teoria della meccanica quantistica. L’orbitale più vicino al nucleo è associato al livello energetico più basso ed è il primo a essere occupato; seguo-no quattro orbitali del secondo livello. Per riempire i primi due li-
neutrone
atomo di litio:4 neutroni3 protoni3 elettroni
protone
elettrone
orbitalisferici
concentrici
velli energetici, allora, sono necessari 10 elettroni (2 nel primo livel-lo e 8 nel secondo). Questa situazione corrisponde all’elemento con Z=10, che è il neon. In generale i livelli energetici dal secondo in poi possono contenere al massimo 8 elettroni.
In sintesi, gli elettroni di un atomo occupano gli orbitali a parti-re dal livello meno energetico a salire: più alto è il numero atomico Z dell’elemento, più orbitali vengono riempiti.
■ Gli ioni Interagendo con un altro atomo o con una fonte di energia, un ato-mo può perdere o acquistare uno o più elettroni e diventare così elettricamente carico: in tal caso si parla di ione.
Uno ione negativo, o anione, possiede uno o più elettroni in più rispetto a quelli previsti dal numero atomico; uno ione positivo, o catione, ha uno o più elettroni in meno rispetto al numero atomi-co. Ad esempio, uno ione sodio Na+ è un atomo di sodio che ha per-so un elettrone dal livello più esterno, come si vede dalla figura, che rappresenta in modo schematico i livelli energetici occupati dell’a-tomo di sodio e del suo ione. atomo
■ Le molecole La varietà delle sostanze che ci circonda non si può spiegare solo con il centinaio di elementi conosciuti in natura: è necessario ipotizzare che gli atomi si possano combi-nare tra loro per formare nuove entità.
Si definisce molecola la più piccola fra-zione di una sostanza che ne conserva tut-te le caratteristiche chimiche. Una moleco-la può essere formata da due o più atomi di uno stesso elemento o di elementi diversi. Nel secondo caso, gli elementi sono sempre presenti nelle stesse proporzioni: una mole-cola d’acqua è sempre formata da un atomo di ossigeno e due di idrogeno.
Le proprietà di una sostanza non dipen-dono solo dalla composizione delle sue mo-lecole, ma anche da come queste si dispon-gono nello spazio e interagiscono tra loro. L’acqua allo stato liquido, per esempio, è costituita da molecole con grande libertà di movimento e tra loro molto vicine. Quan-do l’acqua congela, le molecole perdono la propria indipendenza, si aggregano e si di-spongono ordinatamente nello spazio, oc-cupando posizioni fisse e a distanza mag-giore l’una dall’altra. Da queste differenze su scala molecolare deriva la differenza di densità tra acqua e ghiaccio, che fa sì che gli iceberg galleggino sull’oceano.
ossigeno (O)
acqua (H2O)
idrogeno (H)
■ Elementi e composti, sostanze pure e soluzioni Un elemento è una sostanza che, anche se sottoposta a processi chi-
mici (dei quali parleremo più avanti), non può essere suddivisa in sostanze più semplici. Un composto è invece una sostanza che, se sottoposta a processi chimici, si può scomporre in altre sostanze più semplici. Il rapporto tra le quantità dei costituenti di un composto è ben definito e costante.
Determinare la composizione chimica di una sostanza significa determinare se si tratta di un elemento o di un composto e iden-tificare gli atomi che la costituiscono. L’analisi chimica di un dia-mante, per esempio, rivela che è costituito da un solo elemento, che chiamiamo carbonio, che non si può scomporre in altre sostanze più semplici.
L’analisi chimica dell’acqua, invece, ci mostra che è un compo-sto perché, con appositi procedimenti, posso ottenere i due elemen-ti che la costituiscono (l’idrogeno e l’ossigeno).
Nel linguaggio comune tendiamo a identificare con l’espressio-ne «sostanze chimiche» solo quelle prodotte artificialmente. In re-altà ogni cosa che ci circonda è costituita da sostanze chimiche, che possono essere naturali o artificiali. Le seconde sono il prodotto di reazioni e processi chimici eseguiti in laboratorio o in impianti in-dustriali, e sono anche chiamate sostanze di sintesi.
Le sostanze con cui avremo a che fare possono essere pure (come il diamante) o sotto forma di miscugli (come le rocce). In particola-re, una sostanza si dice pura se non può essere separata con metodi fisici nei suoi componenti, e mantiene quindi inalterate le proprie-tà e la composizione chimica.
Una sostanza pura in un unico stato di aggregazione (per esem-pio l’acqua distillata) costituisce un sistema omogeneo; quando in-vece si trova in diversi stati fisici (per esempio una miscela di acqua e ghiaccio) costituisce un sistema eterogeneo.
Se si miscelano più sostanze pure, si dà origine a un miscuglio. Un miscuglio è omogeneo quando i suoi componenti sono comple-tamente mischiati e formano un’unica fase, come accade per il sale disciolto nell’acqua del mare. Un miscuglio è invece detto eteroge-
sostanze
elementi
sostanzesemplici
composti
sostanzecostituite
da due o piùelementi
IMPARA A IMPARARE
• Nella prima figura sono schematizzati gli orbitali occupati di un atomo di litio (Z = 3). Gli orbitali sono pieni?
• Il litio ha 3 protoni. Quanti elettroni ha il catione Li+?
• Che cos’è una molecola?
• Conosci qualche altra molecola, oltre a quella dell’acqua?
neo quando sono ben distinguibili le fasi dovute alla presenza del-le diverse sostanze che lo compongono, come la nebbia (un miscu-glio tra acqua e aria).
I miscugli omogenei sono detti anche soluzioni. Esistono solu-zioni liquide (quelle a cui siamo portati a pensare per prime), ma anche solide (come le leghe metalliche) o gassose (come l’aria che respiriamo).
Un bicchiere d’acqua e zucchero è una soluzione: l’acqua (pre-sente in maggiore quantità) è chiamata solvente e lo zucchero è il soluto. Se aumentiamo la quantità di zucchero nell’acqua, a un cer-to punto questo non si scioglie più: la soluzione si dice satura.
UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
6. LA TAVOLA PERIODICA DEGLI ELEMENTI
Gli elementi chimici possono essere rag-gruppati nella tavola periodica, ideata ver-so la fine dell’Ottocento dal chimico rus-so Mendeleev. Egli la compilò inserendo gli elementi noti all’epoca e lasciando vuo-te le caselle corrispondenti a sostanze anco-ra sconosciute. Poté fare questo perché nel-
la tavola gli elementi sono distribuiti (in ri-ghe e colonne) ordinati in base al numero atomico Z.
Procedendo da sinistra verso destra e dall’alto verso il basso, il numero atomico cresce. Le righe orizzontali della tavola pe-riodica sono dette periodi, mentre le colon-
ne verticali sono chiamate gruppi. Gli ele-menti di uno stesso gruppo hanno proprie-tà chimiche e fisiche simili: hanno lo stesso numero di elettroni nel livello più esterno.
A sinistra nella tavola periodica ci sono i metalli, a destra i non metalli.
57138,905
Lalantanio
89(227)
Acattinio
90232,0381
Thtorio
91231,0359
Paprotoattinio
92238,029
Uuranio
93237,0482
Npnettunio
94(244)
Puplutonio
95(243)
Amamericio
96(247)
Cmcurio
97(247)
Bkberkelio
98(251)
Cfcalifornio
99(252)
Eseinsteinio
100(257)
Fmfermio
101(258)
Mdmendelevio
102(259)
Nonobelio
58140,12
Cecerio
59140,908
Prpraseodimio
60144,24
Ndneodimio
61(145)
Pmpromezio
62150,36
Smsamario
63151,97
Eueuropio
64157,25
Gdgadolinio
65158,9254
Tbterbio
66162,50
Dydisprosio
67164,9304
Hoolmio
68167,26
Ererbio
69168,9342
Tmtulio
70173,04
Ybitterbio
24,0026
Heelio
1020,1797
Neneon
1839,948
Arargon
3683,80
Krcripto
54131,30
Xexenon
86(222)
Rnradon
85(210)
Atastato
53126,905
Iiodio
3579,904
Brbromo
1735,453
Clcloro
918,9984
Ffluoro
815,9994
Oossigeno
1632,066
Szolfo
3478,96
Seselenio
52127,60
Tetellurio
84(209)
Popolonio
83208,9804
Bibismuto
51121,75
Sbantimonio
3374,922
Asarsenico
1530,9738
Pfosforo
714,007
Nazoto
612,011
Ccarbonio
1428,086
Sisilicio
3272,61
Gegermanio
50118,71
Snstagno
82207,2
Pbpiombo
81204,37
Tltallio
49114,82
Inindio
3169,72
Gagallio
1326,9815
Alalluminio
510,811
Bboro
3065,39
Znzinco
48112,41
Cdcadmio
80200,59
Hgmercurio
112(277)
Cncopernicio
111(272)
Rgroentgenio
79196,9665
Auoro
47107,868
Agargento
2963,546
Curame
2858,69
Ninichel
46106,4
Pdpalladio
78195,08
Ptplatino
110(269)
Dsdarmstadtio
109(268)
Mtmeitnerio
77192,22
Iriridio
45102,9055
Rhrodio
2758,9332
Cocobalto
2655,847
Feferro
44101,07
Rurutenio
76190,2
Ososmio
108(269)
Hshassio
107(264)
Bhbohrio
75186,207
Rerenio
4397
Tctecnezio
2554,9380
Mnmanganese
2451,996
Crcromo
4295,94
Momolibdeno
74183,85
Wtungsteno
106(263)
Sgseaborgio
105(262)
Dbdubnio
73180,9479
Tatantalio
4192,9064
Nbniobio
2350,9415
Vvanadio
2247,90
Tititanio
4091,22
Zrzirconio
72178,49
Hfafnio
104(261)
Rfrutherfordio
103(262)
Lrlaurenzio
71174,97
Lulutezio
3988,9059
Yittrio
2144,956
Scscandio
49,0122
Beberillio
1224,305
Mgmagnesio
2040,08
Cacalcio
3887,62
Srstronzio
56137,33
Babario
88226,0254
Raradio
87(223)
Frfrancio
55132,905
Cscesio
3785,468
Rbrubidio
1939,102
Kpotassio
1122,9898
Nasodio
36,941
Lilitio
11,008
Hidrogeno
7
6
5
4
3
2
1
perio
do
serie dei lantanidi
serie degli attinidi
6
7
1(I)
2(II)
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13(III)
14(IV)
15(V)
16(VI)
17(VII)
18(VIII)
gruppo
3065,39
Znzinco
numero atomicomassa atomicasimbolonome dell’elemento
Fino al 1983 i primi due gruppi e gli ultimi sei, che sono considerati gli otto gruppi fondamentali – metalli e non metalli – venivano indicati con lettere romane; potrebbe quindi ca-pitarti di trovare una tavola periodica degli elementi che ancora li indica in quel modo.
Oggi questa distinzione tra i grup-pi è stata ufficialmente abolita e quindi, per esempio, i gas nobili non costituiscono più il gruppo VIII ma il gruppo 18.
■ Gli isotopi In natura è possibile trovare atomi di uno stesso elemento con un diverso numero di massa atomica. Ciò accade perché nel nucleo di uno stesso elemento il numero di neutroni può variare.
L’idrogeno, per esempio, ha sempre un protone (e un elettrone) ma il suo nucleo, che generalmente non contiene neutroni, a vol-te può presentarne:• quando, oltre al protone, nel nucleo si trova un neutrone l’atomo
prende il nome di deuterio,• quando sono presenti due neutroni l’atomo prende il nome di trizio.Atomi dello stesso elemento, e quindi con lo stesso numero atomico, ma che abbiano un diverso numero di massa atomica sono chiamati
+ –
idrogeno
H1
1
+ n
–
n
trizio
H3
1
–
deuterio
H2
1
+ n
isotopi. Per esempio, il deuterio e il trizio sono isotopi dell’idrogeno.Per ciascun elemento si definisce allora la massa atomica, che è il
numero che si ottiene dalla media dei diversi numeri di massa ato-mica con cui l’elemento si può trovare in natura.
UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
7. I LEGAMI CHIMICI
Gli atomi si legano con due tipi diversi di legame chimico:• il legame covalente,• il legame ionico.
In entrambi i casi, formando un lega-me, gli atomi tendono a diventare più sta-bili. Infatti, per ragioni che hanno a che fare con la struttura interna dell’atomo, la stabi-lità massima viene raggiunta quando il li-
vello energetico più esterno è completo: nel caso dei primi due elementi (idrogeno ed elio), il livello esterno è stabile se contiene 2 elettroni, in tutti gli altri casi servono 8 elet-troni (regola dell’ottetto). I gas nobili, ap-partenenti al gruppo 18 della tavola perio-dica, hanno 8 elettroni nel livello energetico più esterno (a eccezione dell’elio che ne ha al massimo due) e sono perciò molto stabi-
li: non si legano tra loro, né con altri atomi.Il legame covalente si forma quando due
atomi mettono in comune una o più coppie di elettroni. Il legame ionico (in genere più debole di quello covalente) deriva da un’at-trazione tra cariche elettriche di segno op-posto, che si stabilisce tra anioni e cationi.
■ Il legame covalenteNel legame covalente un atomo mette in comune uno o più elettroni con un altro atomo, in modo da completare l’ottetto nel livello energetico più esterno. Gli elettroni del legame appartengono contemporanea-mente ad entrambi gli atomi.
Per esempio, nelle molecole di metano (CH4), l’atomo di carbonio mette in comu-ne 4 elettroni con altrettanti atomi di H. In questo modo, l’atomo di carbonio (che ha 4 elettroni nel livello più esterno) completa l’ottetto, mentre l’atomo di idrogeno (che possiede un solo elettrone nel livello più esterno) raggiunge la configurazione elet-
tronica (cioè la distribuzione degli elettro-ni nei livelli energetici) dell’elio, il gas no-bile che lo segue sulla tavola periodica, più stabile in termini energetici di quanto non sia l’idrogeno. I quattro legami C–H che si formano sono legami covalenti semplici, perché ogni atomo di idrogeno condivide con l’atomo di carbonio soltanto una cop-pia di elettroni.
Le molecole di ossigeno gassoso (O2) che respiriamo, invece, sono formate da due atomi di ossigeno uniti da due legami co-valenti. L’atomo di ossigeno, infatti, ha 6 elettroni nel livello energetico più esterno; ogni atomo mette in comune due elettroni
per arrivare all’ottetto. Si forma in tal modo un legame covalente doppio. Un analogo comportamento si può verificare anche tra atomi di elementi diversi.
Nelle molecole di azoto gassoso (N2), il principale componente dell’aria, i due ato-mi di azoto (che hanno ciascuno 5 elettroni nel livello più esterno) sono uniti per mez-zo di un legame covalente triplo, dato che mettono in comune tre coppie di elettroni.
Il legame covalente triplo è particolar-mente forte e per questa ragione è molto difficile da rompere.
H
H
H HC
O O N N
Nella molecola di metano vi sono quattro legami covalenti semplici. Essa è formata da un atomo di carbonio (con 6 elettroni) e quattro atomi di idro-geno (con 1 elettrone ciascuno) che mettono in comune in totale 8 elettro-ni: ciascun atomo di idrogeno forma un legame covalente semplice.
Nella molecola di azoto c’è un legame covalente triplo. Essa è formata da due atomi (con 7 elettroni ciascuno) che mettono in comune 6 elettroni (3 da ciascun atomo).
Nella molecola di ossigeno c’è un legame covalente doppio. Essa è formata da due atomi (con 8 elettroni ciascuno) che mettono in comune 4 elettroni (2 da cia-scun atomo).
UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
■ Legami covalenti polari e apolari
Nella formazione del legame covalente tra atomi identici (per esempio due atomi di cloro nella molecola Cl2) la carica elettri-ca degli elettroni coinvolti nel legame si di-stribuisce in modo uniforme intorno ai due nuclei. La molecola che si forma è detta apolare (non polare) e con essa anche il le-game covalente che si è formato.
Nelle molecole formate da atomi diver-si, invece, gli elettroni in condivisione pos-sono essere attirati con forza differente dai due nuclei. La carica elettrica tende, quin-di, ad accumularsi a una delle estremità del-la molecola, che risulta in tal caso polare. Nella molecola di acido cloridrico (HCl), per esempio, il cloro attrae maggiormente gli elettroni implicati nel legame di quanto non faccia l’idrogeno.
Il legame tra l’idrogeno e il cloro nella molecola HCl è polare. Talvolta, per indi-care che sul cloro si addensa la carica nega-tiva degli elettroni si utilizza la lettera gre-ca delta seguita dal segno meno (�–); per in-dicare la parziale positività dell’idrogeno si
8. LEGAMI POLARI E IONICI
scrive sopra il suo simbolo una delta segui-ta dal segno più (�+).
Un altro esempio di molecola polare è quella d’acqua (H2O).
Cl Cl
Clatomo di cloro
molecola di cloro
Clatomo di cloro
Cl Cl
H
ClH
δ� δ
�
Cl
molecola di acido cloridrico
■ Il legame ionicoMolti atomi, per completare il livello energetico più esterno, per-dono o acquistano uno o più elettroni e diventano carichi elettrica-mente trasformandosi in ioni. Ioni di carica opposta si attraggono reciprocamente e il risultato di questa interazione di tipo elettrosta-tico è la formazione di un legame ionico.
Il sale da cucina (NaCl) è un composto ionico: al cloro manca solo un elettrone per completare il livello più esterno, mentre il so-dio ha un solo elettrone nel livello più esterno. Cedendo quest’uni-co elettrone al cloro, il sodio si trasforma in uno ione dotato di ca-rica elettrica positiva. Tra il catione Na+ e l’anione Cl– si esercita, in tutte le direzioni dello spazio, un’attrazione elettrostatica per cui ogni ione di un tipo si circonda di altri ioni di carica opposta for-mando una struttura ordinata detta reticolo cristallino.
I legami ionici sono, in genere, piuttosto forti, anche se molte so-stanze ioniche in acqua si disgregano e liberano gli ioni di cui sono costituite; quindi i composti ionici sono solubili in acqua.
Na Cl
atomo di sodio (11 elettroni) atomo di cloro (17 elettroni)
UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
9. DALLA CHIMICA: GLI STATI DELLA MATERIA
Il mondo che ci circonda è fatto di materia. Abbiamo visto che ogni oggetto materiale ha una massa e un volume e quindi occu-pa uno spazio.
Ci sono però delle differenze nel modo di occupare lo spazio; per esempio, tra il gas metano che esce dal fornello, il latte e un
cucchiaino. Il metano, il latte e il cucchia-ino rappresentano tre diversi stati fisici di aggregazione della materia.
I materiali e le sostanze che incontria-mo nella vita di tutti i giorni, oltre che per lo stato fisico, si differenziano tra loro an-che per il grado di purezza. È un concet-
to che viene utilizzato impropriamente nel linguaggio comune: per esempio diciamo che l’acqua di un torrente di montagna è pura, mentre dal punto di vista scientifico si definisce miscuglio omogeneo o soluzio-ne: nell’acqua del torrente infatti sono di-sciolti sali e altre sostanze.
■ Stati di aggregazione della materia
Gli stati fisici nei quali può trovarsi «aggre-gata» la materia sono tre: solido, liquido e aeriforme.
Spesso capiterà di riferirci ai liquidi e agli aeriformi insieme con il nome di fluidi.1. Un solido è un corpo rigido che possiede una massa, una forma e un volume propri e ben definiti. Sono esempi di solidi il sale da cucina, lo zucchero, i bicchieri, gli ogget-ti metallici, le sedie e il tavolo, ma anche le rocce e la crosta terrestre nel suo insieme.2. Un liquido ha una massa e un volume ben definiti, ma assume la forma del reci-piente in cui viene contenuto. Oltre al latte, anche l’acqua, l’olio o il petrolio sono esem-pi di sostanze liquide.3. Un aeriforme ha una massa propria e de-finita, ma si può espandere fino ad assume-
re il volume e la forma del recipiente che lo contiene (per esempio un palloncino, ma anche una stanza con le finestre chiuse). Il metano, l’ossigeno, l’azoto e l’anidride car-bonica che si trovano nell’atmosfera sono esempi di sostanze aeriformi.
Ma una sostanza può trovarsi in natura in tutti e tre gli stati di aggregazione? La ri-sposta è sì: sapete, per esperienza, che l’ac-qua si può trovare sia allo stato solido (il ghiaccio), sia a quello liquido, sia a quello aeriforme (il vapore acqueo).
Da cosa dipende allora lo stato di aggre-gazione di una sostanza? Dipende da due fattori: la temperatura e la pressione. Tut-te le sostanze, a seconda delle condizioni di temperatura e pressione, possono trovarsi allo stato solido, liquido o aeriforme.
Se un aeriforme si trova al di sopra di una particolare temperatura (detta «temperatu-
proprio
propria
alta
incomprimibili(a pressioni non elevate)
proprio
assumono la formadel recipiente
media
incomprimibili(a pressioni non elevate)
occupano tuttoil volume disponibile
assumono la formadel recipiente
bassa
comprimibili
Liquidi Aeriformi
Volume
Forma
Densità
Effettodella pressione
Solidi
ra critica» e diversa da sostanza a sostan-za) non potrà più passare allo stato liqui-do e solido anche se viene sottoposto ad alte pressioni. In tal caso si parla di gas.
Se invece l’aeriforme è al di sotto di tale temperatura e per compressione può quin-di passare allo stato liquido, prende il nome di vapore. L’acqua ha una temperatura cri-tica di 374 °C: l’aeriforme che vediamo quando la pasta cuoce è quindi detto pro-piamente vapore acqueo. Nell’uso comune, per semplicità spesso si parla di stato gasso-so come sinonimo di stato aeriforme, ma si tratta di un uso del termine «gas» non del tutto corretto. I passaggi dallo stato solido a quello liquido (fusione) e dallo stato liqui-do a quello aeriforme (evaporazione) av-vengono per assorbimento di calore; i pas-saggi inversi – dallo stato aeriforme a quello liquido (condensazione) e da liquido a so-lido (solidificazione) – avvengono per ces-
sione di calore.Anche alcuni fenomeni atmosferici,
come la formazione della rugiada e del-la brina, si possono comprendere se si co-noscono i passaggi di stato. In particolare, la brina si forma quando il vapore acqueo dell’atmosfera viene a contatto con un ter-reno tanto freddo da provocare il passaggio diretto da vapore a ghiaccio. Il passaggio diretto da aeriforme a solido è infatti detto brinamento; il passaggio inverso, da solido ad aeriforme, è detto sublimazione ed è ti-pico di sostanze come la naftalina.
IMPARA A IMPARARE
• Qual è la differenza fra gas e vapore?
• Fai un altro esempio per ciascuna categoria rappresentata in tabella.
UNITÀ 0 Conoscenze di base per le Scienze della Terra
10. LE TRASFORMAZIONI DELLA MATERIA
■ Proprietà fisiche e chimicheLe sostanze – come i minerali – si distin-guono sulla base di proprietà fisiche come la forma esterna, il colore e la lucentez-za. Ma hanno anche proprietà chimiche, come la reattività nei confronti di altre so-stanze: per esempio, i minerali di ferro a contatto con l’ossigeno si ossidano e for-mano la ruggine.
Vi sono anche trasformazioni fisiche, che intervengono cioè sulle proprietà fisiche e non alterano la composizione chimica del-la sostanza. E vi sono trasformazioni chimi-
che, in cui cambia la composizione chimi-ca delle molecole coinvolte e si ha quindi la formazione di nuove sostanze. Ci occupia-mo più in dettaglio di queste ultime.
Trasformazioni fisiche Trasformazioni chimiche
magnetizzazionedi un ago con la calamita
evaporazione dell’acqua combustione del gas domestico
formazione di rugginesugli oggetti di ferro
erosione di una valleda parte di un fiume
inquinamentodi un fiume
Le proprietà della materia sono distinte so-litamente in fisiche e chimiche.
Le proprietà fisiche – come le dimensio-ni, il peso o la temperatura di un corpo – sono osservabili senza che si debba altera-re la composizione chimica della sostanza. Per verificare le proprietà chimiche di una
sostanza – come la tendenza a ossidarsi – è necessario invece che questa venga sotto-posta a una trasformazione chimica (detta anche reazione chimica).
Le trasformazioni chimiche consistono in un «riarrangiamento» degli atomi che costituiscono le sostanze coinvolte; esse
vengono schematizzate per mezzo delle equazioni chimiche, che riportano le for-mule chimiche delle sostanze di partenza e di quelle che si ottengono al termine della trasformazione.
■ Le trasformazioni chimicheLe trasformazioni chimiche vengono so-litamente chiamate reazioni chimiche; le sostanze coinvolte inizialmente nella tra-sformazione sono dette reagenti, mentre le nuove sostanze che si ottengono nel corso del processo sono dette prodotti.
Come possiamo renderci conto che ci troviamo davanti a una reazione chimica? Alcuni indizi possono aiutarci.1. Se osserviamo la comparsa di bollicine, si è formata una sostanza gassosa e quindi è avvenuta una reazione. Per esempio se si versa una goccia di acido solforico su un mi-nerale costituito da carbonati, si vede un’ef-fervescenza, dovuta alla formazione dell’a-nidride carbonica, un gas prodotto dalla re-azione tra carbonato e acido solforico.
2. Se osserviamo un cambiamento di co-lore, è avvenuta una reazione. Quando si spreme il succo di limone nel tè, il tè diven-ta più chiaro: l’acido citrico contenuto nel limone ha infatti reagito con alcune sostan-ze contenute nel tè.3. Se si verifica la formazione di un solido (non per variazione di temperatura) è pro-babile che sia avvenuta una reazione in cui la sostanza solida compare tra i prodotti. È il caso del calcare che si deposita all’interno degli elettrodomestici o nello scaldabagno.4. Se si verifica un aumento o una rapida diminuzione di calore, è probabile che ci sia stata una reazione. Per esempio, il ghiaccio istantaneo che si compra in farmacia gene-ra un abbassamento di temperatura grazie a una reazione che assorbe calore.
